Som et resultat av ionisering dannes atomer. Ionisering av atomer i sterke elektriske felt. Se hva "ionisering" er i andre ordbøker
Ioniseringsenergi er hovedkarakteristikken til et atom. Det er dette som bestemmer naturen og styrken som et atom er i stand til å danne. De reduserende egenskapene til et (enkelt) stoff avhenger også av denne egenskapen.
Konseptet "ioniseringsenergi" blir noen ganger erstattet av konseptet "første ioniseringspotensial" (I1), som betyr den minste energien som trengs for at et elektron skal bevege seg bort fra et fritt atom når det er i en energitilstand kalt lavest.
Spesielt for et hydrogenatom er dette navnet gitt til energien som kreves for å fjerne et elektron fra et proton. For atomer med flere elektroner er det konseptet med en andre, tredje osv. ioniseringspotensialer.
Ioniseringsenergi er en sum, hvor ett ledd er energien til elektronet, og det andre er energien til systemet.
I kjemi er energien til et hydrogenatom betegnet med symbolet "Ea", og summen av den potensielle energien til systemet og energien til elektronet kan uttrykkes med formelen: Ea= E+T= -Z.e/ 2.R.
Fra dette uttrykket er det klart at stabiliteten til systemet er direkte relatert til ladningen til kjernen og avstanden mellom den og elektronet. Jo mindre denne avstanden er, jo sterkere ladning til kjernen, jo sterkere de tiltrekker seg, jo mer stabilt og stabilt systemet, jo mer energi må brukes på å bryte denne bindingen.
Åpenbart kan stabiliteten til systemene sammenlignes med energinivået som brukes for å ødelegge forbindelsen: jo større energi, jo mer stabilt er systemet.
Atomisk ioniseringsenergi (kraften som kreves for å bryte bindinger i et hydrogenatom) ble beregnet eksperimentelt. I dag er verdien nøyaktig kjent: 13,6 eV (elektronvolt). Senere klarte forskere, også gjennom en rekke eksperimenter, å beregne energien som kreves for å bryte atom-elektronbindingen i systemer som består av et enkelt elektron og en kjerne med en ladning som er dobbelt så stor som et hydrogenatom. Det er eksperimentelt fastslått at det i dette tilfellet kreves 54,4 elektronvolt.
De velkjente lovene for elektrostatikk sier at ioniseringsenergien som kreves for å bryte bindingen mellom motsatte ladninger (Z og e), forutsatt at de befinner seg i en avstand R, er fast (bestemt) av følgende ligning: T=Z.e/ R.
Denne energien er proporsjonal med størrelsen på ladningene og er følgelig omvendt relatert til avstanden. Dette er ganske naturlig: Jo sterkere ladningene er, jo sterkere kreftene som forbinder dem, desto kraftigere er kraften som kreves for å ødelegge forbindelsen mellom dem. Det samme gjelder avstanden: jo mindre den er, jo sterkere ioniseringsenergi, desto mer kraft må til for å ødelegge bindingen.
Dette resonnementet forklarer hvorfor et system av atomer med sterk kjerneladning er mer stabilt og krever mer energi for å fjerne et elektron.
Spørsmålet oppstår umiddelbart: "Hvis bare dobbelt så sterk, hvorfor øker ioniseringsenergien som kreves for å fjerne et elektron ikke to, men fire ganger? Hvorfor er den lik to ganger ladningen i kvadrat (54,4/13,6 = 4)? ".
Denne motsetningen kan forklares ganske enkelt. Hvis ladningene Z og e i systemet er i en relativt gjensidig immobilitetstilstand, er energien (T) proporsjonal med ladningen Z, og de øker proporsjonalt.
Men i et system der et elektron med ladning e roterer rundt en kjerne med ladning Z, og Z øker, avtar rotasjonsradius R proporsjonalt: elektronet tiltrekkes til kjernen med større kraft.
Konklusjonen er åpenbar. Ioniseringsenergien påvirkes av ladningen til kjernen, avstanden (radialt) fra kjernen til det høyeste punktet for ladningstettheten til det ytre elektronet; frastøtende kraften mellom ytre elektroner og et mål på penetreringskraften til et elektron.
En viktig energiparameter for å studere kjemiske prosesser er ioniseringsenergien til et atom. Når det gjelder et hydrogenatom, er dette energien som må brukes for å fjerne et elektron fra et proton.
Det er lik summen av den potensielle energien til systemet og den kinetiske energien til elektronet.
Ea = E+T= -Z. e/2. R, (2,7)
hvor E a er energien til hydrogenatomet.
Av formel (2.7) følger det at en reduksjon i avstanden mellom elektronet og kjernen og en økning i ladningen til kjernen betyr en økning i tiltrekningskraften til elektronet til kjernen. Det vil si at det kreves mer energi for å fjerne et elektron fra kjernen. Jo mer energi som kreves for å bryte denne bindingen, jo mer stabilt er systemet.
Derfor, hvis å bryte en binding (separere et elektron fra kjernen) i ett system krever mer energi enn i et annet, så er det første systemet mer stabilt.
Ioniseringsenergien til et atom, energien som kreves for å bryte bindinger i et hydrogenatom, har blitt bestemt eksperimentelt. Det er lik 13,6 eV (elektronvolt). Energien som kreves for å fjerne et elektron fra kjernen i et atom bestående av ett elektron og en kjerne, hvis ladning er to ganger ladningen til kjernen til et hydrogenatom, ble også bestemt eksperimentelt. I dette tilfellet er det nødvendig å bruke fire ganger mer energi (54,4 eV).
Som kjent fra elektrostatikk, energi ( T), nødvendig for å bryte båndet mellom motsatte ladninger ( Z Og e), plassert i avstand fra hverandre R, bestemmes av likheten
Den er proporsjonal med størrelsen på ladningene og omvendt proporsjonal med avstanden mellom dem. Denne sammenhengen er ganske forståelig: jo større ladningene er, desto sterkere er deres tiltrekning til hverandre, derfor kreves det mer energi for å bryte båndet mellom dem. Og jo mindre avstanden er mellom dem, desto mer energi må man bruke på å bryte forbindelsen. Takket være dette blir det klart hvorfor et atomsystem, der kjerneladningen er dobbelt så stor som kjerneladningen i et hydrogenatom, er mer stabil og krever mer energi for å fjerne et elektron.
ELEKTRON AFFINITET partikler (molekyler, atomer, ioner), min. energi A som kreves for å fjerne et elektron fra det tilsvarende negative. ion til det uendelige. For partikkel X S. til e. refererer til prosessen:
S. til e. lik ioniseringsenergien E negativ. ion X - (første ioniseringspotensial U 1, målt i eV). I analogi med ioniseringspotensialet skilles det mellom første og andre solenergi, samt vertikal og adiabatisk solenergi. polyatomisk partikkel. Termodynamisk definisjon av S. til e. - standard entalpi av løsningen (1) ved abs. null temperatur:
AN A (N A ~Avogadros konstant).
Pålitelige eksperimenter. data om S. til e. atomer og molekyler til svovel. 60-tallet Det 20. århundre eksisterte praktisk talt ikke. For tiden nektes bruken av likevektsmetoder for produksjon og forskning. ioner gjorde det mulig å oppnå de første S. til f.eks. for de fleste grunnstoffer periodisk. systemer og flere hundrevis av org. og ikke-org. molekyler. Naib. lovende metoder for å bestemme S. til e.-fotoelektronspektroskopi (nøyaktighet + 0,01 eV) og massespektrometri. studie av likevekten mellom ione-molekylære reaksjoner. Kvantemekanikk. S. sine beregninger til f.eks. ligner på beregninger av ioniseringspotensialer. Den beste nøyaktigheten for polyatomiske molekyler er 0,05-0,1 eV.
Den største S. til e. har halogenatomer. For en rekke elementer S. til f.eks. nær null eller mindre enn null. Det siste betyr at for et gitt element er den stabile verdien negativ. ion eksisterer ikke. I tabellen Tabell 1 viser verdiene av S. til e. atomer oppnådd ved fotoelektronspektroskopi (arbeid av W. Lineberger og medarbeidere).
ELEKTRONEGATIVITET, en mengde som karakteriserer et atoms evne til å polarisere kovalente bindinger. Hvis elektronene som danner bindingen i et diatomisk molekyl A - B tiltrekkes sterkere til atom B enn til atom A, anses atom B som mer elektronegativt enn A.
L. Pauling foreslo (1932) for mengder. elektronegativitetsegenskaper bruker termokjemisk. data om energien til bindingene A-A, B - B og A - B - henholdsvis. E AA, E bb og E AB. Energien er rent hypotetisk kovalent binding A - B (E cov) antas å være lik det aritmetiske gjennomsnittet. eller geometrisk gjennomsnitt verdiene til E AA og E BB. Hvis elektronegativiteten til atomene A og B er forskjellige, slutter A - B-bindingen å være rent kovalent og bindingsenergien E AB vil bli større enn E kovalent med mengden
Jo større forskjellen er i elektronegativitet for atom A og B, jo større verdi ved å bruke empiri. influensa 
(en faktor på 0,208 oppstår ved konvertering av energiverdier fra kcal/mol til eV) og tar en vilkårlig elektronegativitetsverdi på 2,1 for hydrogenatomet, oppnådde Pauling en praktisk relativ skala. numeriske verdier elektronegativitet, hvorav noen er gitt i tabell. Naib. Den letteste av halogenene, F, er elektronegativ; den minst tunge er de tunge alkalimetallene.
For mengder. beskrivelser av elektronegativitet, i tillegg til termokjemisk. data, data om geometrien til molekyler (for eksempel Sandersons metode), spektrale egenskaper (for eksempel Gordys metode) brukes også.
ATOMRADIUS, effektive egenskaper til atomer, som lar en omtrent estimere den interatomiske (internukleære) avstanden i molekyler og krystaller. Etter ideer kvantemekanikk, atomer har ikke klare grenser, men sannsynligheten for å finne et elektron assosiert med en gitt kjerne i en viss avstand fra den kjernen avtar raskt med økende avstand. Derfor tildeles en viss radius til atomet, og tror at det store flertallet av elektrontettheten (90-98%) er inneholdt i sfæren til denne radiusen. Atomradius er veldig små verdier, i størrelsesorden 0,1 nm, men selv små forskjeller i størrelsene kan påvirke strukturen til krystaller bygget fra dem, likevektskonfigurasjonen av molekyler, etc. Eksperimentelle data viser det hos mange I tilfeller er den korteste avstanden mellom to atomer faktisk omtrent lik summen av de tilsvarende atomradiene (det såkalte additivitetsprinsippet for atomradier). Avhengig av typen binding mellom atomer, skilles metalliske, ioniske, kovalente og van der Waals atomradier.
Metallisk radius er lik halvparten av den korteste avstanden mellom atomer i en krystallinsk. metallstruktur. Verdien avhenger av koordineringen. tall K (antall nærmeste naboer til et atom i strukturen). De vanligste strukturene er metaller med K = 12. Hvis vi tar verdien av atomradiene i slike krystaller som 1, vil atomradiene til metaller med K lik 8, 6 og 4 være hhv. 0,98, 0,96 og 0,88. Nærheten til verdiene til atomradius dekomp. metaller - en nødvendig (men ikke tilstrekkelig) betingelse for at disse metallene dannes solide løsninger erstatninger. Flytende K og Li (hhv. radier 0,236 og 0,155 nm) blandes derfor vanligvis ikke, og K med Rb og Cs danner en kontinuerlig serie av faste løsninger (hhv. radier Rb og Cs, 0,248 og 0,268 nm). Additivitet av metallisk atomradius lar en forutsi krystallinske parametere med moderat nøyaktighet. intermetalliske gitter forbindelser.
Ioniske radier brukes til å tilnærme estimater av de korteste internnukleære avstandene i ioniske krystaller, forutsatt at disse avstandene er lik summen av de tilsvarende ioniske radiene til atomer. Det er flere systemer med ioniske radiusverdier som er forskjellige for individuelle ioner, men som fører til omtrent de samme indre nukleære avstandene i ioniske krystaller. Ioniske radier ble først bestemt på 1920-tallet. Det 20. århundre V. M. Goldshmidt, som stolte på refraktometrisk. verdiene av radiene F - og O 2- er lik henholdsvis. 0,133 og 0,132 nm. I L. Paulings system er radiusen til O 2-ionet tatt som basis, lik 0,140 nm, i det utbredte systemet til N.V. Belov og G.B. Bokiy er radiusen til det samme ion tatt lik 0,136 nm, i K. Shannons system -0,121 nm (K = 2).
Den kovalente radiusen er lik halvparten av lengden til et enkelt kjemikalie. X-X tilkoblinger, hvor X er et ikke-metallatom. For halogener er den kovalente atomradius halvparten av den indre nukleære avstanden i X 2-molekylet, for S og Se - i X 8, for S-in krystall diamant De kovalente radiene til F, Cl, Br, I, S, Se og C er henholdsvis like. 0,064, 0,099, 0,114, 0,133, 0,104, 0,117 og 0,077 nm. Den kovalente radiusen til hydrogen antas å være 0,030 nm, men halvparten av lengden N-N forbindelser i H2-molekylet er 0,037 nm. Ved å bruke regelen for additivitet for atomradier, forutses bindingslengder i polyatomiske molekyler. For eksempel bør lengdene på CH-, C-F og C-C1-bindingene være henholdsvis 0,107, 0,141 og 0,176 nm, og de er faktisk omtrent lik de angitte verdiene hos mange. org. molekyler som ikke inneholder flere karbon-karbonbindinger; ellers reduseres de tilsvarende internnukleære avstandene.
Van der Waals radier bestemmer de effektive størrelsene på edelgassatomer. Det antas også at disse radiene er lik halvparten av den indre nukleære avstanden mellom de nærmeste identiske atomene som ikke er kjemisk bundet til hverandre. kommunikasjon, dvs. som tilhører forskjellige molekyler, for eksempel. i molekylære krystaller. Verdiene til van der Waals-radier er funnet, ved å bruke prinsippet om additivitet av atomradier, fra de korteste kontaktene til nabomolekyler i krystaller. I gjennomsnitt er de ~0,08 nm større enn de kovalente radiene. Kunnskap om van der Waals-radier gjør at man kan bestemme konformasjonen til molekyler og deres pakking i molekylære krystaller. Energetisk gunstige konformasjoner av molekyler er vanligvis de der overlappingen av van der Waals-radier av valens-ubundne atomer er liten. Van der Waals sfærer av valensbundne atomer innenfor ett molekyl overlapper hverandre. Ext. omrisset av de overlappende kulene bestemmer formen på molekylet. Molekylære krystaller følger prinsippet om tett pakking, ifølge hvilket molekyler, modellert av deres "van der Waals-kanter", er arrangert slik at "fremspringene" til ett molekyl passer inn i "hulrommene" til et annet. Ved å bruke disse ideene kan man tolke det krystallografiske. data, og i noen tilfeller forutsi strukturen til molekylære krystaller.
Billett 6.
Kjemisk forbindelse.
Dannelsen av molekyler, molekylære ioner, ioner, krystallinske, amorfe og andre stoffer fra atomer er ledsaget av en reduksjon i energi sammenlignet med ikke-interagerende atomer. I dette tilfellet tilsvarer minimumsenergien et visst arrangement av atomer i forhold til hverandre, noe som tilsvarer en betydelig omfordeling av elektrontettheten. Kreftene som holder atomer sammen i nye formasjoner har fått det generelle navnet "kjemisk binding". De viktigste typene kjemiske bindinger: ioniske, kovalente, metalliske, hydrogen, intermolekylære.
I følge den elektroniske valensteorien oppstår en kjemisk binding på grunn av omfordeling av elektroner i valensorbitaler, noe som resulterer i dannelsen av en stabil elektronisk konfigurasjon edelgass (oktett) på grunn av dannelse av ioner (W. Kossel) eller dannelse av delte elektronpar (G. Lewis).
En kjemisk binding er preget av energi og lengde. Et mål på styrken til en binding er energien som brukes på å bryte bindingen, eller økningen i energi ved dannelse av en forbindelse fra individuelle atomer (Eb). Dermed brukes 435 kJmol √1 på å bryte H√H-bindingen, og 1648 kJmol √1 brukes på atomisering av metan CH 4 √ 1648 kJmol √1, i dette tilfellet E C√H = 1648: 4 = 412. Bindingslengde (nm) √ avstand mellom kjerner i en bestemt forbindelse. Vanligvis er bindingslengden og dens energi antitetiske: jo lengre bindingslengden er, desto lavere er energien.
En kjemisk binding er vanligvis representert ved linjer som forbinder samvirkende atomer; hvert slag tilsvarer et generalisert elektronpar. I forbindelser som inneholder mer enn to atomer, er en viktig egenskap bindingsvinkelen som dannes av de kjemiske bindingene i molekylet og gjenspeiler dets geometri.
Polariteten til et molekyl bestemmes av forskjellen i elektronegativitet til atomene som danner en to-senterbinding, geometrien til molekylet, samt tilstedeværelsen av ensomme elektronpar, siden en del av elektrontettheten i molekylet kan lokaliseres ikke i retning av bindingene. Polariteten til en binding uttrykkes gjennom dens ioniske komponent, det vil si gjennom forskyvningen av et elektronpar til et mer elektronegativt atom. Polariteten til en binding kan uttrykkes gjennom dens dipolmoment m, lik produktet av elementærladningen og lengden på dipolen *) m = e l. Polariteten til et molekyl uttrykkes gjennom dets dipolmoment, som er lik vektorsum alle dipolmomenter av bindingene til molekylet.
*) Dipol er et system av to like, men motsatte ladninger plassert i en enhetsavstand fra hverandre. Dipolmoment måles i coulomb meter (Cm) eller debyes (D); 1D = 0,33310 √29 Klm.
Alle disse faktorene bør tas i betraktning. For eksempel for et lineært molekyl CO 2 m = 0, men for SO 2 m = 1,79 D på grunn av dets vinkelstruktur. Dipolmomenter av NF 3 og NH 3 med samme hybridisering av nitrogenatomet (sp 3), omtrent samme polaritet til N√F- og N√H-bindingene (OEO N = 3; OEO F = 4; OEO H = 2,1 ) og lignende molekylær geometri skiller seg betydelig, siden dipolmomentet til det enlige paret av nitrogenelektroner under vektortilsetning i tilfelle av NH 3 øker m av molekylet, og i tilfelle av NF 3 reduserer det det.
Ioniseringsenergi(E ion) kalles energi brukt på å fjerne et elektron fra et atom og transformere atomet til et positivt ladet ion.
Eksperimentelt utføres ionisering av atomer i et elektrisk felt ved å måle potensialforskjellen der ionisering skjer. Denne potensielle forskjellen kalles ioniseringspotensial(J). Måleenheten for ioniseringspotensial er eV/atom, og enheten for ioniseringsenergi er kJ/mol; overgangen fra en verdi til en annen utføres i henhold til forholdet:
E-ion = 96,5 J
Fjerningen av det første elektronet fra et atom er preget av det første ioniseringspotensialet (J 1), det andre av det andre (J 2), etc. Suksessive ioniseringspotensialer øker (tabell 1), siden hvert påfølgende elektron må fjernes fra et ion med en positiv ladning som øker med én. Fra bordet 1 viser at i litium observeres en kraftig økning i ioniseringspotensialet for J2, i beryllium - for J3, i bor - for J4, etc. En kraftig økning i J oppstår når fjerningen av ytre elektroner avsluttes og det neste elektronet er på før-ytre energinivå.
Tabell 1
Ioniseringspotensialer for atomer (eV/atom) til elementer fra den andre perioden
| Element | J 1 | J2 | J 3 | J 4 | J5 | J 6 | J 7 | J 8 |
| Litium | 5,39 | 75,6 | 122,4 | – | – | – | – | – |
| Beryllium | 9,32 | 18,2 | 158,3 | 217,7 | – | – | – | – |
| Bor | 8,30 | 25,1 | 37,9 | 259,3 | 340,1 | – | – | – |
| Karbon | 11,26 | 24,4 | 47,9 | 64,5 | 392,0 | 489,8 | – | – |
| Nitrogen | 14,53 | 29,6 | 47,5 | 77,4 | 97,9 | 551,9 | 666,8 | – |
| Oksygen | 13,60 | 35,1 | 54,9 | 77,4 | 113,9 | 138,1 | 739,1 | 871,1 |
| Fluor | 17,40 | 35,0 | 62,7 | 87,2 | 114,2 | 157,1 | 185,1 | 953,6 |
| Neon | 21,60 | 41,1 | 63,0 | 97,0 | 126,3 | 157,9 |
Ioniseringspotensial er en indikator på "metallisiteten" til et element: jo lavere det er, jo lettere er det for et elektron å løsne fra et atom, og jo sterkere skal de metalliske egenskapene til elementet uttrykkes. For grunnstoffene perioder begynner med (litium, natrium, kalium osv.) er det første ioniseringspotensialet 4–5 eV/atom, og disse grunnstoffene er typiske metaller. For andre metaller er J 1-verdiene høyere, men ikke mer enn 10 eV/atom, og for ikke-metaller, vanligvis mer enn 10 eV/atom: nitrogen 14,53 eV/atom, oksygen 13,60 eV/atom, etc.
De første ioniseringspotensialene øker i perioder og avtar i grupper (fig. 14), noe som indikerer en økning i ikke-metalliske egenskaper i perioder og metalliske i grupper. Derfor er ikke-metaller i øvre høyre del, og metaller er i nedre venstre del av det periodiske systemet. Grensen mellom metaller og ikke-metaller er "utvisket", fordi De fleste grunnstoffer har amfotere (dobbelte) egenskaper. En slik konvensjonell grense kan imidlertid trekkes, den vises i den lange (18-cellers) formen av det periodiske systemet, som er tilgjengelig her i klasserommet og i oppslagsboken.
Ris. 14. Avhengighet av ioniseringspotensial
fra atomnummeret av grunnstoffer i den første – femte perioden.
Eksempel 10. Ioniseringspotensialet til natrium er 5,14 eV/atom, og karbon er 11,26 eV/atom. Hva er deres ioniseringsenergi?
Løsning. 1) E-ion (Na) = 5,14 96,5 = 496,0 kJ/mol
2) E-ion (C) = 11,26·96,5 = 1086,6 kJ/mol
Den praktiske betydningen av dette forholdet er at man ved å vite μ, som er relativt lett å måle, kan bestemme D,
som er ganske vanskelig å bestemme direkte.
Ambipolar diffusjon
Både elektroner og ioner diffunderer i gassutladningsplasmaet. Diffusjonsprosessen ser ut til å være som følger. Elektroner, som har høyere mobilitet, diffunderer raskere enn ioner. På grunn av dette dannes et elektrisk felt mellom elektronene og de etterslepende positive ionene. Dette feltet hemmer videre diffusjon av elektroner, og omvendt akselererer diffusjonen av ioner. Når ionene trekkes mot elektronene, svekkes dette elektriske feltet og elektronene skilles igjen fra ionene. Denne prosessen skjer kontinuerlig. Denne diffusjonen kalles ambipolar diffusjon, hvis koeffisient er
D amb = |
D e μ og + D og μ e |
|||
μ e + μ og |
||||
hvor D e,D og |
– diffusjonskoeffisienter for elektroner og ioner; μ e, μ og – |
|||
mobilitet av elektroner og ioner. |
||||
Siden D e >> D u og μ e >> μ og , viser det seg at |
D og μ e ≈ D e μ og , |
|||
derfor D amb ≈ 2D og . Slik diffusjon finner for eksempel sted i den positive kolonnen til en glødeutladning.
1.6. Eksitering og ionisering av atomer og molekyler
Det er kjent at et atom består av et positivt ion og elektroner, hvor antallet bestemmes av tallet på grunnstoffet i periodiske tabell DI. Mendeleev. Elektroner i et atom er på bestemte energinivåer. Hvis et elektron mottar litt energi fra utsiden, beveger det seg til mer høy level, som kalles eksitasjonsnivået.
Vanligvis er elektronet på eksitasjonsnivået i kort tid, ca. 10-8 s. Når et elektron mottar betydelig energi, beveger det seg bort fra kjernen til en så stor avstand at det kan miste forbindelsen med det og blir fritt. De minst assosiert med kjernen er valenselektronene, som er på høyere energinivåer og derfor lettere løsnes fra atomet. Prosessen med å fjerne et elektron fra et atom kalles ionisering.
I fig. Figur 1.3 viser energibildet til valenselektronet i et atom. Her er W o bakkenivået til elektronet, W mst er det metastabile nivået
nalt nivå, W 1,W 2 – eksitasjonsnivåer (første, andre, etc.).
Del I. Kapittel 1. Elektroniske og ioniske prosesser i en gassutslipp
Ris. 1.3. Energibilde av et elektron i et atom
W ′ = 0 er tilstanden når elektronet mister forbindelsen med atomet. Verdien W og = W ′ − W o er
ioniseringsenergi. Verdiene av disse nivåene for noen gasser er gitt i tabellen. 1.3.
Et metastabilt nivå kjennetegnes ved at elektronoverganger til og fra det er forbudt. Dette nivået fylles av den såkalte utvekslingsinteraksjonen, når et elektron utenfra lander på W mst-nivået, og overskuddet
elektronet forlater atomet. Metastabile nivåer spiller en viktig rolle i prosessene som skjer i gassutslippsplasma, fordi på normalt nivå Elektronet er opphisset i 10-8 s, og på metastabilt nivå - 10-2 ÷ 10-3 s.
Tabell 1.3
Energi, eV |
CO2 |
||||||||
W hevn |
|||||||||
Prosessen med eksitasjon av atompartikler bestemmer også ionisering gjennom det såkalte fenomenet diffusjon av resonansstråling. Dette fenomenet er at et eksitert atom, som vender tilbake til en normal tilstand, sender ut et kvantum av lys, som eksiterer det neste atomet, og så videre. Diffusjonsområdet for resonansstråling bestemmes av fotongjennomsnittet fri bane λ ν, som avhenger
sikter på tettheten av atompartikler n. Så, ved n= 1016 cm-3 λ ν =10-2 ÷ 1
se Fenomenet diffusjon av resonansstråling bestemmes også av tilstedeværelsen av metastabile nivåer.
Trinnvis ionisering kan skje i henhold til forskjellige skjemaer: a) det første elektronet eller fotonet eksiterer nøytralen
nøytronpartikkel, og det andre elektronet eller fotonet gir ekstra energi til valenselektronet, noe som forårsaker ionisering av denne nøytrale partikkelen;
Del I. Kapittel 1. Elektroniske og ioniske prosesser i en gassutslipp
atom, og i dette øyeblikket går det eksiterte atomet inn i en normal tilstand og sender ut et kvantum av lys, som øker energien
c) til slutt finner to eksiterte atomer seg nær hverandre. I dette tilfellet går en av dem inn i en normal tilstand og sender ut et kvantum av lys, som ioniserer det andre atomet.
Det skal bemerkes at trinnvis ionisering blir effektiv når konsentrasjonen av raske elektroner (med energier nær
til W og ), er fotoner og eksiterte atomer ganske store. Dette er
oppstår når ionisering blir tilstrekkelig intens. På sin side kan fotoner som faller inn på atomer og molekyler også produsere eksitasjon og ionisering (direkte eller trinnvis). Kilden til fotoner i en gassutladning er strålingen fra et elektronskred.
1.6.1. Eksitering og ionisering av molekyler
For molekylære gasser er det nødvendig å ta hensyn til muligheten for eksitasjon av selve molekylene, som, i motsetning til atomer, utfører rotasjons- og vibrasjonsbevegelser. Disse bevegelsene er også kvantifisert. Energi av sjokket kl rotasjonsbevegelse er 10-3÷ 10-1 eV, og med oscillerende bevegelse – 10-2 ÷ 1 eV.
Ved en elastisk kollisjon av et elektron med et atom, taper elektronet
en betydelig del av energien din |
W=2 |
≈ 10 |
− 4 W. Når en |
|||
Når et elektron interagerer med et molekyl, eksiterer elektronet rotasjons- og vibrasjonsbevegelse av molekylene. I det siste tilfellet mister elektronet spesielt betydelig energi opp til 10-1 ÷ 1 eV. Derfor spenningen oscillerende bevegelser molekyler er en effektiv mekanisme for å trekke ut energi fra et elektron. I nærvær av en slik mekanisme hemmes akselerasjonen av elektronet, og det kreves et sterkere felt slik at elektronet kan få tilstrekkelig energi for ionisering. Derfor krever nedbrytningen av en molekylær gass en høyere spenning enn nedbrytningen av en atomær (inert) gass ved samme avstand mellom elektrodene og likt trykk. Dette demonstreres av dataene i tabell. 1.4, hvor verdiene av λ t, S t og U pr atom sammenlignes
naale og molekylære gasser ved atmosfærisk trykk og d = 1,3 cm.
Del I. Kapittel 1. Elektroniske og ioniske prosesser i en gassutslipp
Tabell 1.4 |
||||||||||
Karakteristisk |
Navn på gass |
|||||||||
S t 10 − 16, cm2 |
||||||||||
U pr, kV |
||||||||||
Fra bordet 1.4 er det klart at selv om transporttverrsnittene S t for molekylær
polare gasser og argon er sammenlignbare, men sammenbruddsspenningen til argon er betydelig lavere.
1.7. Termisk ionisering
Ved høye temperaturer kan gassionisering oppstå på grunn av en økning i den kinetiske energien til atompartikler, kalt termisk ionisering. For Na, K, Cs-damp er termisk ionisering således betydelig ved en temperatur på flere tusen grader, og for luft ved en temperatur på ca. 104 grader. Sannsynligheten for termisk ionisering øker med økende temperatur og synkende ioniseringspotensial for atomer (molekyler). Ved vanlige temperaturer er termisk ionisering ubetydelig og kan praktisk talt bare ha effekt når det utvikles en lysbueutladning.
Imidlertid bør det bemerkes at tilbake i 1951 oppdaget Hornbeck og Molnar at når monoenergetiske elektroner føres gjennom kalde inerte gasser, dannes ioner med en elektronenergi som bare er tilstrekkelig til å eksitere, men ikke ionisere, atomer. Denne prosessen ble kalt assosiativ ionisering.
Assosiativ ionisering spiller noen ganger en viktig rolle i forplantningen av ioniseringsbølger og gnistutladninger på steder hvor det fortsatt er svært få elektroner. Eksiterte atomer dannes der som et resultat av absorpsjon av lyskvanter som kommer fra allerede ioniserte områder. I moderat oppvarmet luft, ved temperaturer på 4000–8000 K, er molekylene tilstrekkelig dissosiert, men det er fortsatt for få elektroner til å utvikle et snøskred. Hovedioniseringsmekanismen er en reaksjon der ueksiterte N- og O-atomer deltar.
Assosiativ ionisering fortsetter i henhold til følgende skjema N + O + 2. 8 eV ↔ NO + + q. Den manglende energien på 2,8 eV er hentet fra den kinetiske energien til atomenes relative bevegelse.
IONISERING - transformasjon av atomer og molekyler til ioner. Ioniseringsgraden er forholdet mellom antall ioner og antall nøytrale partikler per volumenhet. Stor encyklopedisk ordbok
Laster inn...